Galijum

Uredi veze
S Vikipedije, slobodne enciklopedije

Galijum
Opšta svojstva
Ime, simbolgalijum, Ga
Izgledsrebrnasto plav
U periodnom sistemu
Vodonik Helijum
Litijum Berilijum Bor Ugljenik Azot Kiseonik Fluor Neon
Natrijum Magnezijum Aluminijum Silicijum Fosfor Sumpor Hlor Argon
Kalijum Kalcijum Skandijum Titanijum Vanadijum Hrom Mangan Gvožđe Kobalt Nikl Bakar Cink Galijum Germanijum Arsen Selen Brom Kripton
Rubidijum Stroncijum Itrijum Cirkonijum Niobijum Molibden Tehnecijum Rutenijum Rodijum Paladijum Srebro Kadmijum Indijum Kalaj Antimon Telur Jod Ksenon
Cezijum Barijum Lantan Cerijum Prazeodijum Neodijum Prometijum Samarijum Evropijum Gadolinijum Terbijum Disprozijum Holmijum Erbijum Tulijum Iterbijum Lutecijum Hafnijum Tantal Volfram Renijum Osmijum Iridijum Platina Zlato Živa Talijum Olovo Bizmut Polonijum Astat Radon
Francijum Radijum Aktinijum Torijum Protaktinijum Uranijum Neptunijum Plutonijum Americijum Kirijum Berklijum Kalifornijum Ajnštajnijum Fermijum Mendeljevijum Nobelijum Lorencijum Raderfordijum Dubnijum Siborgijum Borijum Hasijum Majtnerijum Darmštatijum Rendgenijum Kopernicijum Nihonijum Flerovijum Moskovijum Livermorijum Tenesin Oganeson
Al
↑
Ga
↓
In
cink ← galijum → germanijum ‍
Atomski broj (Z)31
Grupa, periodagrupa 13 (borova grupa), perioda 4
Blokp-blok
Kategorija  postprelazni metal
Rel. at. masa (Ar)69,723(1)[1]
El. konfiguracija
po ljuskama
2, 8, 18, 3
Fizička svojstva
Tačka topljenja302,9146 K ​(29,7646 °‍C, ​85,5763 °F)
Tačka ključanja2673 K ​(2400 °‍C, ​4352 °F)[2]
Gustina pri s.t.5,91 g/cm3
tečno st., na t.t.6,095 g/cm3
Toplota fuzije5,59 kJ/mol
Toplota isparavanja256 kJ/mol[2]
Mol. topl. kapacitet25,86 J/(mol·K)
Napon pare
P (Pa) 100 101 102
na T (K) 1310 1448 1620
P (Pa) 103 104 105
na T (K) 1838 2125 2518
Atomska svojstva
Elektronegativnost1,81
Energije jonizacije1: 578,8 kJ/mol
2: 1979,3 kJ/mol
3: 2963 kJ/mol
(ostale)
Atomski radijus135 pm
Kovalentni radijus122±3 pm
Valsov radijus187 pm
Linije boje u spektralnom rasponu
Spektralne linije
Ostalo
Kristalna struktura ​ortorombična
Ortorombična kristalna struktura za galijum
Brzina zvuka tanak štap2740 m/s (na 20 °‍C)
Topl. širenje18 µm/(m·K) (na 25 °‍C)
Topl. vodljivost40,6 W/(m·K)
Električna otpornost270 nΩ·m (na 20 °‍C)
Magnetni rasporeddijamagnetičan
Magnetna susceptibilnost (χmol)−21,6·10−6 cm3/mol (na 290 K)[3]
Jangov modul9,8 GPa
Poasonov koeficijent0,47
Mosova tvrdoća1,5
Brinelova tvrdoća56,8–68,7 MPa
CAS broj7440-55-3
Istorija
Imenovanjepo lat. Gallia-i (latinski za: Francuska), postojbini ovog otkrića
PredviđanjeDmitrij Mendeljejev (1871)
Otkriće i prva izolacijaPol Emil Lekok de Buabodran (1875)
Glavni izotopi
izotop rasp. pž. (t1/2) TR PR
66Ga syn 9,5 h β+ 66Zn
67Ga syn 3,3 d ε 67Zn
68Ga syn 1,2 h β+ 68Zn
69Ga 60,11% stabilni
70Ga syn 21 min β− 70Ge
ε 70Zn
71Ga 39,89% stabilni
72Ga syn 14,1 h β− 72Ge
73Ga syn 4,9 h β− 73Ge
reference • Vikipodaci

Galijum (Ga, lat. gallium) metal je IIIA grupe. Ima 4 izotopa od kojih su postojani 69 i 71.[4][5] Zastupljen je u zemljinoj kori u količini od 18 ppm kao pratilac ruda bakra i cinka. Čisti galijum je srebrnasto sjajni metal, koji ne reaguje sa vodom i kiseonikom. Jedinjenja galijuma boje plamen u ljubičasto. Pol Emil Lekok de Buabodran ga je otkrio 1875.

Galijum se ne kristalizira u neku od običnih kristalnih struktura kako je to uobičajeno kod metala, već u svoju najstabilniju modifikaciju, jednu ortorompsku strukturu sa galijumovim dimerima. Pored toga, poznato je još šest modifikacija, koje se javljaju u posebnim uslovima kristalizacije ili pod velikim pritiskom. Po hemijskim osobinama, galijum je sličan aluminijumu. U prirodi, može se naći samo u ograničenim količinama, uglavnom u smesi sa aluminijevim, cinkovim ili germanijumovim rudama. Galijumovi minerali su vrlo retki. Zbog toga, on se dobija isključivo kao sporedni proizvod u proizvodnji aluminijuma ili cinka. Najveći deo galijuma se koristi u vidu galijum arsenida, kao poluprovodnik za proizvodnju svetlećih dioda.

Fluoridi i fosforiti galijuma imaju osobine poluprovodnika i oni se dodaju silicijumu koji se koristi u elektroindustriji. Slojevi galijum-arsenika se koriste za izradu ultrabrzih procesora. Metalni galijum se koristi za punjenje termometara koji mere visoke temperature. Ovaj element nema poznatog biološkog značaja.

Istorija[uredi | uredi izvor]

Pol Emil Lekok de Buabodran

Postojanje elementa koji bi odgovarao galijumu je predskazao Dmitrij Ivanovič Mendeljejev 1871. godine. On je predvideo, nakon usavršavanja svog periodnog sistema elemenata, novi element eka-aluminijum, kojem je predvideo slične osobine sa aluminijumom (atomsku masu, specifičnu težinu, tačku topljenja, vrstu soli koje gradi i slično).[6]

Francuski hemičar Pol Emil Lekok de Buabodran, koji nije bio upoznat sa Mendeljejevljevim predviđanjima, pronašao je da u sledu linija linijskog spektra važe određene zakonitosti, te je pokušao da to potvrdi za aluminijum i slične elemente. Pri tome je otkrio da između aluminijuma i indijuma mora stajati još jedan nepoznati element. Napokon 1875. godine on je uspeo da otkrije dve ljubičaste spektralne linije, nakon što je rastvorio cinkove minerale u kiselini.[7]

Na kraju, Lekok de Buabodran je uspeo da iz nekoliko stotina kilograma minerala cinka izdvoji relativno znatnu količinu galijum hidroksida. Iz njega je putem rastvaranja u rastvor kalijum karbonata i elektrolize prvi put dobio elementarni galijum.[7]

O poreklu imena galijum postoje dve teorije. Po prvoj, Buabodran je dao ime elementu po Galiji, latinskom imenu njegove domovine Francuske. Po drugoj teoriji, iz latinske reči gallus (kokoš) kao izvoru imena, što odgovara francuskoj reči Le Coq. Po toj teoriji, Pol Emil Lekok de Buabodran je dao ime elementu po svom imenu.[8]

Nakon što su izmerene i otkrivene osobine novog elementa, Mendeljejev je vrlo brzo shvatio, da se radi o eka-aluminijumu čije je postojanje on predvideo. Mnoge osobine je veoma tačno izračunao. Tako je na primer Mendeljejev izračunao da bi eka-aluminijum trebao da ima gustinu od 5,9 što je veoma malo odstupanje od dokazane vrednosti 5,94.[7]

Osobine[uredi | uredi izvor]

Fizičke[uredi | uredi izvor]

Kristal galijuma

Galijum je srebreno-sjajni, meki metal (po Mosovoj skali 1,5[9]). On ima, za metale neuobičajenu, veoma nisku tačku topljenja koja iznosi 29,76 °C. Po tome je, posle žive i cezijuma, metal sa najnižom tačkom topljenja, daleko nižom u odnosu na susedne elemente u periodnom sistemu: aluminijum i indijum. Smatra se da je za ovako nisku tačku topljenja odgovorna neuobičajena kristalna struktura, koja nema stroge simetrije te stoga nije ni stabilna za razliku od većine drugih metala.[10] Pošto tačka ključanja galijuma iznosi 2204 °C, temperaturno područje u kojem je galijum u tečnom stanju je izuzetno široko. Galijum poseduje osobinu anomalije gustine, poput silicijuma, nekih drugih elemenata i vode, njegova gustina u tečnom stanju je za 3,2%[11] veća nego u čvrstom stanju. Ova osobina je karakteristična za materijale koji imaju molekularne veze u čvrstom stanju.[12]

Galijum u čvrstom stanju je dijamagnetičan, međutim kada pređe u tečno stanje postaje paramagnetičan = 2,4 · 10−6 na temperaturi od 40 °C.[13]

Karakteristično za njegove strukture je stvaranje veza galijum-galijum. Poznate su različite modifikacije, koje se formiraju pod različitim uslovima kristalizacije (poznate su četiri modifikacije pod normalnim pritiskom od α- do δ-galijuma, dok se pod pritiskom formiraju tri modifikacije Ga-II, Ga-III, Ga-IV). Na sobnoj temperaturi najstabilnija modifikacija je α-galijum koji se kristalizuje u ortorompskoj slojevitoj strukturi. Pri tome dva atoma cezijuma čine dimer tako što se vežu jedan s drugim putem kovalentne veze. Svaki atom galijuma graniči sa dodatnih šest atoma drugih dimera. Između pojedinih dimera vladaju metalne veze. Dimeri galijuma su toliko stabilni, da su povezani jedan s drugim čak i pri topljenju, a može se dokazati njihovo postojanje i u gasovitom stanju.[14]

Ostale modifikacije se stvaraju pri kristalizaciji pothlađenog, tečnog galijuma. Na temperaturi od −16,3 °C stvara se β-galijum koji ima monoklinsku kristalnu strukturu. U toj strukturi galijumovi atomi su naizmenično poređani paralelno u cik-cak formaciji. Ako se kristalizacija odvija na temperaturi od −19,4 °C, formira se trigonalni δ-galijum, u kojem se, poput α-bora, formiraju ikosaedri od dvanaest atoma. Oni su povezani jedan s drugim preko pojedinačnih atoma galijuma. Na temperaturi od −35,6 °C formira se γ-galijum. U ovoj ortorompskoj modifikaciji formiraju se cevi od međusobno povezanih Ga7 prstenova u čijoj sredini se nalazi pravolinijski lanac galijumovih atoma.[14]

Ukoliko se galijum izloži visokom pritisku na sobnoj temperaturi, stvaraju se različite modifikacije. Na 30 kbar[14] stabilna je kubna modifikacija galijum-II, kod koje se svaki atom okružuje sa dodatih osam atoma. Ako se pritisak poveća na 140 kbar, metal se kristalizuje kao tetragonalni galijum-III, u strukturu koja odgovara indijumu.[15] Dalje, ako se pritisak poveća na oko 1200 kbar, formira se kubična površinsko centrirana struktura galijuma-IV.[15]

Modifikacija α-Ga[16] β-Ga[17] γ-Ga[18] δ-Ga[19] galijum-II[20] galijum-III[20] galijum-IV[15]
Struktura Kristalna struktura galijuma α-Ga Kristalna struktura galijuma α-Ga Kristalna struktura galijuma α-Ga Kristalna struktura galijuma α-Ga Kristalna struktura galijuma α-Ga Kristalna struktura galijuma α-Ga Kristalna struktura galijuma -IV
Kristalni sistem ortorompski monoklinski ortorompski trigonalni kubni tetragonalni kubni
Koordinacioni broj 1+6 8 (2+2+2+2) 3, 6–9 6–10 8 4+8 12
Prostorna grupa
Parametar rešetke a = 452,0 pm
b = 766,3 pm
c = 452,6 pm
 		 a = 276,6 pm
b = 805,3 pm
c = 333,2 pm
β = 92°		 a = 1060 pm
b = 1356 m
c = 519 pm
 		 a = 907,8 pm
c = 1702 pm		 a = 459,51 pm
 		 a = 280,13 pm
c = 445,2 pm
 a = 408 pm
 
Atoma po elementarnoj ćeliji 8 8 40 66 12 3 4

Hemijske[uredi | uredi izvor]

Hemijske osobine galijuma slične su osobinama aluminijuma. Poput njega, galijum je pasiviziran kada je izložen vazduhu, stvaranjem gustog sloja oksida na površini metala, te ne reaguje. Tek pri visokom pritisku i u kontaktu sa čistim kiseonikom, metal sagoreva svetlim plamenom stvarajući oksid. Slično, ne reaguje ni sa vodom, jer se štiti nerastvorljivim slojem galijum-hidroksida. Ali ako se galijum legira sa aluminijumom, te se tako snizi tačka topljenja i na sobnoj temperaturi postaje tečan, vrlo burno reaguje s vodom. Sa halogenim elementima galijum reaguje brzo stvarajući odgovarajuću so GaX3.

Galijum je amfoteran i rastvorljiv je i u kiselinama i u bazama istiskujući iz njih vodonik. U bazama, analogno sa aluminijumovim solima, grade se Ga3+-joni, a u bazama galati u obliku [Ga(OH)4]−. U razblaženim kiselinama polako se rastvara, a u carskoj vodi i koncentrovanoj sodi mnogo brže. Delovanjem azotne kiseline galijum se pasivizira.

Reakcija galijuma sa sodom

Tečni galijum napada većinu metala, tako da se on može čuvati samo u posudama od kvarca, stakla, grafita, aluminijum oksida, volframa do 800 °C i tantala do 450 °C.[21]

Izotopi[uredi | uredi izvor]

Postoji ukupno 30 izotopa galijuma između 56Ga i 86Ga i dodatnih sedam nuklearnih izomera. Od njih su dva stabilna: 69Ga i 71Ga i javljaju se u prirodi. U prirodnoj smeši izotopa preovladava 69Ga sa udelom od 60,12% dok ostatak od 39,88% otpada na 71Ga. Među nestabilnim izotopima 67Ga ima najduže vreme poluraspada od 3,26 dana, dok kod ostalih izotopa vreme poluraspada se kreće od nekoliko sekundi do najviše 14,1 sati kod izotopa 72Ga.[22]

Dva izotopa galijuma, 67Ga i kratkoživeći 68Ga sa vremenom poluraspada od 67,71 minuta se koriste u nuklearnoj medicini kao trejseri za tomografiju emisijom pozitrona. Izotop 67Ga se za tu svrhu proizvodi u ciklotronu dok za proizvodnju izotopa 68Ga nije potreban ciklotron. Umesto toga dobija se ozračivanjem 69Ga putem dugoživućeg izotopa germanijuma 68Ge uz emisiju protona. On se dalje raspada na 68Ga iz čega se dalje 68Ga ekstraktuje pomoću posebnog generatora. Za potrebe ispitivanja galijum je, po pravilu, vezan u jednom kompleksu sa jakim želatinoznim ligandom kao što je 1,4,7,10-tetraazaciklododekan-1,4,7,10-tetra acetatna kiselina (DOTA).[23]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Meija, J.; et al. (2016). „Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265—291. doi:10.1515/pac-2015-0305. 
  2. ^ a b Zhang Y; Evans JRG; Zhang S (2011). „Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks”. J. Chem. Eng. Data. 56 (2): 328—337. doi:10.1021/je1011086. 
  3. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. str. E110. ISBN 0-8493-0464-4. 
  4. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. izd.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  5. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  6. ^ William H. Brock (1997). Viewegs Geschichte der Chemie. Braunschweig: Vieweg. str. 206—207. ISBN 3-540-67033-5. 
  7. ^ a b v Mary Elvira Weeks (2003). Discovery of the Elements (3 izd.). Kessinger Publishing. str. 215—219. ISBN 978-0-7661-3872-8. 
  8. ^ R. R. Moskalyk (2003). „Gallium: the backbone of the electronics industry”. Minerals Engineering. 16 (10): 921—929. doi:10.1016/j.mineng.2003.08.003. 
  9. ^ Helmut Sitzmann: Gallium. u: Römpp Chemie Lexikon. Thieme Verlag, decembar 2006.
  10. ^ Ulrich Müller (2008). Anorganische Strukturchemie (6 izd.). Vieweg+Teubner Verlag. str. 228. ISBN 978-3-8348-0626-0. 
  11. ^ J. F. Greber (2005). „Gallium and Gallium Compounds”. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry (7 izd.). Weinheim: Wiley-VCH. 
  12. ^ O. Züger; U. Dürig (1992). „Atomic structure of the α-Ga(001) surface investigated by scanning tunneling microscopy: Direct evidence for the existence of Ga2 molecules in solid gallium”. Phys. Rev. B. 46: 7319—7321. doi:10.1103/PhysRevB.46.7319. 
  13. ^ Weast, Robert C., ur. (1990). CRC Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton: CRC (Chemical Rubber Publishing Company). str. E—129 do E—145. ISBN 0-8493-0470-9. 
  14. ^ a b v Arnold F. Holleman; Nils Wiberg (2007). Lehrbuch der Anorganischen Chemie (102 izd.). Berlin: de Gruyter. str. 1179–1181. ISBN 978-3-11-017770-1. 
  15. ^ a b v Takemura Kenichi; Kobayashi Kazuaki; Arai Masao (1998). „High-pressure bct-fcc phase transition in Ga”. Phys. Rev. B. 58: 2482—2486. doi:10.1103/PhysRevB.58.2482. 
  16. ^ B. D. Sharma; J. Donohue (1962). „A refinement of the crystal structure of gallium”. Zeitschrift für Kristallographie. 117: 293—300. doi:10.1524/zkri.1962.117.16.293. 
  17. ^ L. Bosio; A. Defrain (1969). „Structure cristalline du gallium β”. Acta Cryst. B25: 995. doi:10.1107/S0567740869003360. 
  18. ^ L. Bosio; H. Curien; M. Dupont; A. Rimsky (1972). „Structure cristalline de Ga γ”. Acta Cryst. B28: 1974—1975. doi:10.1107/S0567740872005357. 
  19. ^ L. Bosio; H. Curien; M. Dupont; A. Rimsky (1973). „Structure cristalline de Gaδ”. Acta Cryst. B29: 367—368. doi:10.1107/S0567740873002530. 
  20. ^ a b Louis Bosio (1978). „Crystal structure of Ga(II) and Ga(III)”. J. Chem. Phys. 68 (3): 1221—1223. doi:10.1063/1.435841. 
  21. ^ Manfred Merkel; Karl-Heinz Thomas (2008). Taschenbuch der Werkstoffe (7 izd.). Hanser Verlag. str. 322—324. ISBN 978-3-446-41194-4. 
  22. ^ G. Audi; O. Bersillon; J. Blachot; A. H. Wapstra (2003). „The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties” (PDF). Nuclear Physics. A 729: 3—128. doi:10.1016/S0375-9474(97)00482-X. Arhivirano iz originala 24. 07. 2013. g. Pristupljeno 13. 01. 2021. 
  23. ^ Mark A. Green; Michael J. Welch (1989). „Gallium radiopharmaceutical chemistry”. International Journal of Radiation Applications and Instrumentation. Part B. Nuclear Medicine and Biology. 16 (5): 435—448. doi:10.1016/0883-2897(89)90053-6. 

Literatura[uredi | uredi izvor]

  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II izd.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419. 

Spoljašnje veze[uredi | uredi izvor]

Galijum na Vikimedijinoj ostavi.
Vikizvornik ima tekst iz Enciklopedije Britanike (1911), članak Gallium.
Preuzeto iz „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Галијум&oldid=27548711”